LABORATORIO

GASES

Objetivos

* Explicar e interpretar las propiedades de los gases ideales 
* Conocer las propiedades que poseen los gases

Introducción

Como sabemos existen tres estados de agregación de la materia, que son el liquido, el solido y el gaseoso y en la entrada de hoy nos centraremos en los gases. El estado gaseoso se caracteriza porque las fuerzas de cohesión de sus moléculas son casi nulas. Además de que toman la forma del recipiente que los contiene. Todo lo anterior les brindan a los gases ciertas propiedades que encontraremos más adelante. También estudiaremos las diferentes leyes sobre los gases y algunos tipos de gases. 

Marco Teórico

Leyes de los Gases ideales 

Un gas ideal es un conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento de gas ideal se tiene a bajas presiones es decir en el límite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gas se desvíe de la idealidad.El estado de un gas queda determinado al relacionar cuatro magnitudes: volumen (V), temperatura (T), presión (P) y cantidad de gas expresada en moles (n). Las leyes que establecen estas relaciones son: La ecuación de Estado, Ley de Boyle y Ley de Charles,  

Ecuación de Estado

La ecuación de estado más sencilla es aquella que describe el comportamiento de un gas cuando éste se encuentra a una presión baja y a una temperatura alta. En estas condiciones la densidad del gas es muy baja, por lo que pueden hacerse las siguientes aproximaciones:

- no hay interacciones entre las moléculas del gas,

- el volumen de las moléculas es nulo.

- La ecuación de estado que describe un gas en estas condiciones se llama ecuación de estado de un gas ideal.

La ecuación de estado de un gas ideal es el resultado de combinar dos leyes empíricas válidas para gases muy diluidos: la ley de Boyle y la ley de Charles.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

${\displaystyle P\cdot V=n\cdot R\cdot T\,\!}$

Donde:

• ${\displaystyle P\!}$ = Presión absoluta
• ${\displaystyle V\!}$ = Volumen
• ${\displaystyle n\!}$ = Moles de gas
• ${\displaystyle R\!}$ = Constante universal de los gases ideales
• ${\displaystyle T\!}$ = Temperatura absoluta

Ley de Boyle

A temperatura constante, el volumen de una masa gaseosa es inversamente proporcional a la presión que se aplica”. Tenemos un volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1. Si variamos el volumen de gas hasta V2, entonces la presión cambiará a P2.

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Ley de Charles

A presión constante, el volumen de la masa de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Si tenemos un volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 y variamos el volumen de gas hasta V2, entonces la temperatura cambiará a T2.

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuye.

Términos

Volumen de un gas: 

Es el espacio que ocupa un gas.

UNIDADES

1m3 = 1000 L = 1000 dm3 1 l = 1dm3 1l = 1000 ml = 1000 cm3 1 ml = 1 cm3 = 1cc

Son las dimensiones del espacio que ocupa un gas. En un sistema cerrado, el gas ocupa todo el volumen del sistema. Así por ejemplo, cuando un gas es metido a un recipiente, se expande uniformemente para ocupar todo el recipiente. Cuando un gas es sacado del recipiente al ambiente tenderá a expandirse por la atmósfera.

Presión de un gas:

Se trata de la fuerza que ejerce el gas contra las paredes del recipiente que lo contiene. En el caso de los gases, es necesario tomar en cuenta la presión atmosférica.

UNIDADES

1 at = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 Torr = 14,7 lb/pulgz

Fuerza dividida entre el área que ejercen las moléculas de gas al chocar unas con otras y con las paredes de un sistema. A la vez, por la 3ª ley de Newton de Acción y Reacción, también es la fuerza por unidad de área que ejercen las paredes del sistema sobre el gas. 

Temperatura de un gas:

Es el nivel calorífico de una sustancia. 

UNIDADES
Generalmente se emplea la escala Kelvin cuando se trabaja con gases

Percepción macroscópica de la energía interna que contiene un gas. La energía interna es aquella energía que poseen las moléculas para moverse: rotar, vibrar y desplazarse. A mayor temperatura, mayor energía interna contiene el gas. 

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